1.Основные законы атомно-молекулярной теории.

1.)Закон сохранения массы.  Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.

2)Закон эквивалентов.  Вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам.  Эквивалент – это количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях.

3)Закон постоянства состава .Состав индивидуального химического соединениия постоянен и не зависит от способа получения этого соединения

4) Закон простых кратных отношений.  Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа. 

5) Закон простых объемных отношений . Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

6) Закон Авогадро. В равных объемах газов при обинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.  

2. Закон Авогадро(1810)-В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул

Следствия: 1).масса равных объемов двух газов при одинаковых условиях будет относится друг к другу как их молекулярные массы.

2).масса любого вещества, равная его атомной массе, будет содержать одно и тоже кол-во молекул, это кол-во называют числом Авогадро. Кол-во частиц, равное числу авогадро, принято называть моль. При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного в-ва занимает один и тот же объем.

3).относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

 

4.электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Каждая электронная оболочка может иметь определенное максимальное число электронов.

Электронные оболочки обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7. Подуровни оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0 до 6. Электроны внешних оболочек обладают большей энергией, и, по сравнению с электронами внутренних оболочек, находятся дальше от ядра.Данное количество вычисляется по формуле:

	s	p	d	f	g	Итого
K	2					2
L	2	6				8
M	2	6	10			18
N	2	6	10	14		32
O	2	6	10	14	18	50

.

Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.

Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геометрическое представление о стационарных состояниях электрона в атоме; Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.

Ква́нтовое число́ - численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы.

Некоторые квантовые числа связаны с движением в пространстве и характеризуют пространственное распределение волновой функции частицы. Это, например, радиальное (главное) (n_r), орбитальное (l) и магнитное (m) квантовые числа электрона в атоме, которые определяются как число узлов радиальной волновой функции, значение орбитального углового момента и его проекция на заданную ось, соответственно.

3)модель Бора-Зоммерфельда

Электрон может вращаться вокруг ядра только по строго определенным орбитам,орбиты могут быть как сферические, так и эллипсоидные, при движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.

Атомная орбиталь – область пространства в которой вероятность обнаружения электрона максимальна. Она может быть охарактеризована с помощью набора квантовых чисел, определяющих ее энергию, форму и пространственное расположение,

n – главное квантовое число

l - орбитальное квантовое число, l=0, s- орбиталь, l =1 p -орбиталь…

m¹- магнитное квантовое число

mˢ - спиновое квантовое число

5) Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах. Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.  Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Они исходили из представлений о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов (полного заполнения внешнего электронного слоя). Представления Косселя и Льюиса получили названия электронной теории валентности. Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней. Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Таблица.Типы химической связи и их основные отличительные признаки.

Химическая связь	Связываемые атомы	Характер элементов	Процесс в электронной оболочке	Образующиеся частицы	Кристаллическая решетка	Характер вещества	Примеры
Ионная	Атом металла и атом неметалла	Электроположительный и электро отрицательный	Переход валентных электронов	Положительные и отрицательные ионы	Ионная	Солеобразный	NaCl CaO NaOH
Ковалентная	Атомы неметаллов (реже-атомы металлов)	Электроотрицательный реже электроположительный	Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей	Молекулы	Молекулярная	Летучий или нелетучий	Br2 CO2C6H6
				---------	Атомная	Алмазоподоб ный	Алмаз Si SiC
Металличес кая	Атомы металлов	Электроположительный	Отдача валентных электронов	Положительные ионы и электронный газ	Металлическая	Металлическая	Металлы и сплавы

6) Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами, измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов.

Стандартной теплотой (энтальпией) образования называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.

В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение

4NH₃(г) + 3O₂(г) → 2N₂(г) + 6H₂O(ж), ΔН=-1531 кДж

показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.

Закон Гесса

В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

:

.

С помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпии образования веществ и тепловые эффекты реакций, которые невозможно измерить экспериментально.

Закон Кирхгофа

Закон Кирхгофа устанавливает зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры: температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Закон Кирхгофа лежит в основе расчёта тепловых эффектов при разных температурах.

8) Свободная энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S —энтропия.

Энергия Гиббса и направление протекания реакции

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G):

Из этого выражения следует, что  , то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

При ΔG < 0 процесс может протекать, при ΔG > 0  не может, Если же ΔG = 0- состояние равновесия.

Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса   в ходе химической реакции с еёконстантой равновесия  :

Вообще говоря, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как

где   — константа скорости прямой реакции,   — константа скорости обратной реакции.

9)скорость химической реакции — изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.(величина (+)), поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.

Например для реакции:

выражение для скорости будет выглядеть так:

 .

закон действующих масс:

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени.

Для элементарных реакций показатель степени при значении концентрации каждого вещества часто равен его стехиометрическому коэффициенту, для сложных реакций это правило не соблюдается. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

• природа реагирующих веществ,

• наличие катализатора,

• температура (правило Вант-Гоффа),

• давление,

• площадь поверхности реагирующих веществ.

Если мы рассмотрим самую простую химическую реакцию A + B → C, то мы заметим, что мгновенная скорость химической реакции величина непостоянная.